LA QUÍMICA
QUÍMICA
DESARROLLO
DEL TEMA
¿Qué estudia la química?
La Química se conoce como la ciencia que analiza la composición, las propiedades y la estructura de los diferentes tipos de materia, así como los cambios que experimenta y la energía asociada a ellos. Los cambios químicos y la energía que producen son tan importantes que han encontrado aplicación en diversos campos profesionales como la ingeniería (aceros inoxidables, pinturas), la arquitectura (ladrillos, vidrios), en medicina (vacunas, sueros, antibióticos), en la agricultura (fertilizantes e insecticidas)
En general, se puede decir que la mayor parte de las actividades del género humano reciben apoyo de la química para desarrollarse.
En la actualidad se conocen varias ciencias (ramas de la química) que tienen una relación íntima entre ellas. Algunos ejemplos de estas ciencias son:
Química Inorgánica: estudio de los elementos químicos y sus compuestos, excepto el carbono (química de los minerales)
Química Orgánica: estudia los compuestos del carbono (derivados de seres vivos y del petróleo).
Química Analítica: tiene como fin la identificación (análisis cualitativo), separación y determinación cuantitativa (análisis cualitativo) de la composición de las diferentes substancias. Fisicoquímica: estudia, fundamentalmente, la estructura de la materia, los cambios energéticos, las leyes, los principios y teorías que explican las transformaciones de una forma de materia a otra.
Bioquímica: estudia a las substancias que forman parte de los organismos vivos (metabolismos celulares).
Sin embargo, debido al desarrollo tan grande que ha tenido la química en los siglos XIX y XX, ha sido necesario ampliar el número de ramas, entre las que se encuentran: la electroquímica, la química nuclear, la petroquímica, la radioquímica, la nanotecnología, la biotecnología y otras más.
EL MÉTODO CIENTÍFICO
Consiste en ?jar la atención en un hecho o suceso de nuestro entorno.
E s l a b ú s q u e d a d e información en libros y o t r a s f u e n t e s p a r a encontrar una base que nos p e r m i t a p r o p o n e r explicaciones atinadas
S o n l a s p o s i b l e s explicaciones al fenómeno observado. La hipótesis es una suposición inteligente q u e e s n e c e s a r i o comprobar
Una ley cientí?ca es una generalización concisa, que resume los resultados de u n a a m p l i a g a m a d e o b s e r v a c i o n e s y experimentos
E n e s t e p a s o s e comprueban las hipótesis, con las que no veri?can se sacan otras hipótesis. Los e x p e r i m e n t o s n o s proporcionan datos que sometemos a un análisis. En realidad, la experimentación es una observación mas, pero debidamente
Es una explicación amplia acerca de un hecho o fenóm eno. Las teor ías pueden ser rebatidas con el tiempo. OBSERVACIÓN RECOPILACION DE DATOS PLANTEAMIENTO DE LEYES HIPÓTESIS EXPERIMENTO TEOR AÍ
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I.
MATERIA
Es toda realidad objetiva que impresiona nuestros sen-tidos, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
A. Masa
Es la medida de la inercia de un material, debido a la cantidad de materia que posee.
B. Energía
Es la otra forma de existencia en el universo. Se plantea la equivalencia siguiente:
m masa
Emc2 c Velocidad de la luz en el vacío. E energía equivalente
Ejemplo del método científico
Imagina que te sientas en el sofá dispuesto a ver un rato la televisión y al apretar el mando a distancia, no se enciende la tele. Repites la operación tres veces y nada. Miras si el mando está bien, cambias las pilas y sigue sin encenderse la tv. Te acercas a la tv y pruebas directamente con sus mandos, pero siguen sin funcionar. Compruebas si está desconectada, pero está conectada y sin embargo no funciona. Buscas interruptores de la sala y no se encienden las luces. Compruebas en otras habitaciones y tampoco. Sospechas que el problema está en la caja de los plomos central. Vas inspeccionarla y había saltado. Reconectas y todo funciona...
Este proceso sigue una estrategia que desarrollamos muchas veces de manera inconsciente en la vida cotidiana y que se asemeja mucho al método científico
1. Observación: detectas el problema de que no funciona la TV
2. Hipótesis
a) Primera hipótesis: quizás no he apretado bien los botones del mando o no he apuntado bien a la TV. b) Segunda hipótesis: no funcionan las pilas del mando. c) Tercera hipótesis: el problema está en los mandos
del televisor o en la conexión.
d) Cuarta hipótesis: la caja de plomos no funciona
3. Experimentación: Se comprueba cada una de las hipótesis
4. Teoría: Se ha quemado el plomo de la caja de fusibles La diferencia de este ejemplo con el método científico es que este es más sistemático y explicito que en nuestra vida cotidiana y esto es necesario para que no se pierda información importante en el análisis que se hace.
C. Estados de agregación física de la materia
Se tienen las siguientes característicasD. Plasma
Es el estado de la materia más abundante del univer-so, existe a temperaturas mayores de 104 °C formado por una mezcla de cationes y electrones, se encuen-tra en una estrella viva (sol), supernova, pulsar.
E. Condensado de Bose - Einstein
Es el quinto estado de la materia a una temperatura muy baja en la cual los sólidos adoptan su mejor cristalización y la impureza tiende a ser nula, en él la sustancia estará en su estado más puro.
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LA QUÍMICAIII. PROPIEDADES DE LA MATERIA
A. De acuerdo a su amplitud
1. Propiedades generales
Se cumple para cualquier clase de materia.
• Extensión
La Tierra ocupa un lugar en el espacio. • Impenetrabilidad
Jamás la Tierra y Marte podrían ocupar el mismo lugar a la vez.
• Inercia
La Tierra respecto al Sol guarda una inercia de movimiento y una mesa respecto a la Tierra guarda una inercia de reposo.
• Divisibilidad
Los diferentes tamaños de materia.
2. Propiedades particulares o específicas
a. Para sólidos
– Ductilidad: hilos metálicos: Ag, Au, etc. – Maleabilidad: láminas metálicas: Fe,
Al.
– Elasticidad: esponja, resortes, globos. – Plasticidad: jabón, plomo, estaño, etc. – Dureza: Resistencia al rayado.
Ejemplo: El diamante es el más duro de todas las sustancias existentes en la Tierra, en cambio el talco es el menos duro.
– Tenacidad: resistencia a la rotura. Ejem-plo: El hierro es tenaz, el diamante es frágil.
b. Para líquidos
• Viscosidad: resistencia de un líquido a fluir. Ejemplo: El aceite es viscoso, mientras que el agua es muy fluido.
• Tensión superficial: resistencia de una superficie líquida a la intromisión de un cuerpo extraño. Ejemplo: Una araña cami-nando sobre la superficie del agua. c. Para gases
• Compresibilidad
Facilidad con la que un gas puede ser comprimido, lo que no sucede con lí-quidos o sólidos.
• Expansibilidad
Todo gas trata de ocupar el máximo vo-lumen que le sea posible.
B. De acuerdo al tamaño de la muestra
1. Propiedades extensivas
Depende del tamaño de la muestra. Son aditivas Ejemplo: El volumen, la fuerza, capacidad calorífica, inercia, entropía.
2. Propiedades intensivas
No dependen de la masa. No son aditivas Ejemplo: La ductilidad, temperatura de ebullición, elasticidad, dureza, etcétera.
IV. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
A. Sistema
Porción del Universo que es objeto de estudio. Ejemplos:
• Sistema Planetario Solar. • El motor de un carro. • Una casaca.
II. CAMBIOS DE ESTADO FÍSICO DE LA MATERIA
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B. Cuerpo
Forma limitada y geométricamente definida de ma-teria, formada por la unión de sustancias.
Ejemplo: Cuerpos Botón de plástico Vaso de vidrio Clavo de fierro
C. Sustancia
Es la unión de elementos de igual o diferente natu-raleza, se representan por un símbolo o fórmula, hay 2 clases:
• Sustancia simple
Formada por una sola clase de elemento.
Ejemplo:
Sustancia simple Fórmula
Oxígeno O2 Ozono O3 Cloro C
2 Azufre rómbico S8 Azufre monoclínico S • Sustancias alotrópicasSon sustancias simples de un mismo elemento, en el mismo estado físico, pero con diferente fórmula o estructura cristalina.
Ejemplos: O2(g) y O3(g) S8(s) y S(s) P4(s) y P(s)
D. Elemento
Conjunto de átomos con igual número de protones, se reconocen por su símbolo.
Ejemplo: oxígeno: O; hidrógeno: H
V. FENÓMENO
Acontecimiento que provoca cambios en la estructura de la materia.
A. Fenómeno físico
Cambia sólo la estructura física (externa) de la ma-teria.
Ejemplo:
• Disolver azúcar en agua.
• Hervir el agua para que pase de líquido a vapor.
B. Fenómeno químico
Cambia la identidad química de la materia, convierte a una sustancia en otra.
Ejemplo: • Quemar papel.
• Encostramiento de la sangre.
• Digestión de los alimentos. • Cocer un huevo.
C. Fenómeno nuclear
Cambia la identidad nuclear de la materia, o sea cambia la naturaleza de los elementos que consti-tuyen la materia inicial, con gran desprendimiento de energía.
Ejemplo:
• Lo que ocurre en la bomba atómica 23592 U + n10 14456 Ba +8936Kr + 3 n + energía10
Un átomo de uranio al chocar con un neutrón, su núcleo se rompe en 2 núcleos más pequeños: Bario y Kriptón y 3 neutrones, liberándose una gran cantidad de energía.
• Lo que ocurre en las entrañas del Sol (el hidró-geno se convierte en Helio).
12H31H42He Energía n • Sustancia compuesta o compuesto químico: Formada por 2 ó más clases de elementos.
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LA QUÍMICADIVISIÓN DE UN CUERPO
Se logra por diferentes medios cada vez más sofisticados hasta un límite de división, veamos:
I.
UNIÓN DE SUSTANCIAS
A. Reacción química de sustancias
Es la unión de 2 ó más sustancias, en proporciones fijas y definidas, tal que las propiedades químicas de los productos son diferentes a las de los reac-tantes, se reconocen por una ecuación química. • 2H2O22H O2 : Formación del agua. • 2SO2O22SO3: Formación del anhídrido
sul-fúrico.
• H O2 SO3H SO2 4: Formación del ácido sulfúrico.
B. Mezcla de sustancias
Es la unión de 2 ó más sustancias en proporciones variables, tal que las propiedades químicas de éstas permanecen inalterables hasta el final del proceso; no presentan ecuación química; puede ser de 2 clases: 1. Mezcla homogénea o solución
Aquella donde un componente (soluto) se ha disuelto completamente en otro (solvente), tal que no pueden ser diferenciados ni con la ayuda del ultramicroscopio, presentan una sola fase. Ejemplo: • Componentes: * Soluto : NaC * Solvente : H O2
• Constituyentes son los elementos: Sodio, Cloro, Hidrógeno y Oxígeno.
el agua salada es una solución monofásica, binaria y tetraelemental.
2. Mezcla heterogénea
Aquella donde un componente (Fase Dispersa: F.D.) no se puede disolver en otro (Medio Dis-persante: M.D.) a lo más se dispersará en dicho medio, por lo que pueden ser observadas a sim-ple vista, o con ayuda del microscopio (Mezcla heterogénea fina).
Ejemplo:
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Analizando
• Componentes: (son las sustancias) – Fase dispersa (F.D.): SiO2 – Medio dispersante (M.D.): H2O
• Constituyentes: (son los elementos) Silicio (Si); Oxígeno (O); Hidrógeno (H)
el sistema es heterogéneo, difásico, binario y trielemental.II. ENERGÍA
Además es capaz de realizar un trabajo. La energía puede ser de diferentes clases, dependiendo de la fuente que lo genera, así tenemos:
A. Relación energía - masa (Einstein)
2 Em c
E: Energía liberada o absorvida.
m: Masa que se convierte en energía ó energía que se convierte en masa.
c: Velocidad de la luz en el vacío.
c = 3 10 5kms = 3 10 8ms = 3 10 10cms
B. Unidades de energía
• 1 Ergio 2 2 g.cm (erg) = 1 s • 1 Joule 2 7 2 m (J) 10 erg 1kg s • 1 caloría (cal) = 4,186 J • 1 electrón voltio (eV)• 1 eV = 1, 6 10 –12erg = 1, 6 10 –19J
II. MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN
DE MEZCLAS TAMIZADO
Separación de dos solidos por la diferencia de tamaños
Luego
FILTRACIÓN
Consiste en separar o retener partículas sólidas de un líquido por medio de una barrera, la cual puede consistir de mallas, fibras, material poroso (papel filtro) o un relleno sólido.
CENTRIFUGACIÓN
Consiste en separar sólidos de líquidos donde el sólido es visible pero muy pequeño observándose el líquido turbio, para lograr la separación se utiliza una centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento rotatorio con una fuerza de mayor intensidad que la gravedad, provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad.
La centrifugación es el método usado para separar el plasma de la sangre, para la fabricación de azúcar, separación de sustancias sólidas de la leche y en análisis químicos de laboratorio (sangre y orina).
CENTRIFUGACIÓN
CENTRIFUGACIÓN
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LA QUÍMICADECANTACIÓN
Consiste en separar componentes que contienen diferentes fases (por ejemplo, 2 líquidos que no se mezclan, sólido y líquido, etc.) siempre y cuando exista una diferencia significativa entre las densidades de las fases.
La Separación se efectúa vertiendo la fase superior (menos densa) o la inferior (más densa).
En el caso de separar dos líquidos inmiscibles, se usa para esto la pera de decantación
embudo de decantación aceite
agua
tubo estrecho de goteo
DESTILACIÓN
Consiste en separar dos liquidos miscibles basándose en las diferencias en los puntos de ebullición de los líquidos. Cabe recordar que un compuesto de punto de ebullición bajo se considera «volátil» en relación con los otros componentes de puntos de ebullición mayor y por lo tanto tendrá una presión de vapor alta.
CROMATOGRAFIA
La cromatografía engloba a un conjunto de técnicas de análisis basadas en la separación de los componentes de una mezcla y su posterior detección.
Las técnicas cromatográficas son muy variadas, pero en todas ellas hay una fase móvil que consiste en un fluido (gas o líquido) que arrastra a la muestra a través de una fase estacionaria que se trata de un sólido o un líquido fijado en un sólido.
Los componentes de la mezcla interaccionan de distinta forma con la fase estacionaria y con la fase móvil. De este modo, los componentes atraviesan la fase estacionaria a distintas velocidades y se van separando.
Por ejemplo, para separar los componentes de una mezcla desconocida «M» que suponemos está formada por dos sustancias «A» y «B», se coloca una gota de esta muestra sobre el papel a lo largo de la línea tal como muestra la figura
Papel filtro o fase estacionaria
M
Se sumerge la parte inferior de este papel en una solución o fase móvil, esta atraerá a uno o a los dos componentes de la muestra al ir ascendiendo mojando el papel pero a diferentes velocidades de arrastre, quedando separada la mezcla.
Después que se ha realizado la cromatografía de papel, observamos lo siguiente:
Componente A Componente B
Fase móvil que va ascendiendo mojando papel CRISTALIZACIÓN
Este método se utiliza para separar una mezcla de sólidos que sean solubles en el mismo disolvente pero con diferente grado de solubilidad en el disolvente. Una vez que la mezcla esté disuelta, puede calentarse para evaporar parte de disolvente y así concentrar la disolución.
La eliminación continua del solvente provocara que la solución se sature para el sólido menos soluble, precipitando o cristalizando este compuesto, con lo cual se logra su separación del líquido.
Solución saturada de NaCl en proceso de evaporación del solvente
La parte oscura representa el NaCl sólido que va precipitando
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Problema 1
Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de deter-minar si las proposiciones son verda-deras (V) o falsas (F):
I. El aire es una sustancia.
II. El grafito y el diamante son formas alotrópicas del mismo elemento. III. Una solución es un sistema
homo-géneo. UNI 2010-II A) V V V B) VVF C) VFV D) FVV E) FFV Resolución:
Análisis de los datos I. Falso (F)
El aire es una mezcla homogénea. II. Verdadero (V)
El carbono en forma natural pre-senta dos átomos que son el dia-mante (cúbico) y el grafito (hexa-gonal).
III. Verdadero (V)
Toda solución es un sistema ho-mogéneo, es decir, monofásico.
Respuesta: D) FVV
Problema 2
Las sustancias poseen propiedades y su-fren cambios físicos y químicos. Al res-pecto, marque la alternativa correcta.
UNI 2011-I
A) La temperatura de un sólido es una propiedad extensiva.
B) El volumen de un líquido es una propiedad intensiva.
C) Al freír un huevo, en aceite calien-te, ocurre un cambio químico. D) La erosión de las rocas es un
fenó-meno químico.
E) La disolución de la sal de cocina en agua es un cambio químico.
Resolución:
Ubicación de incógnita Veracidad de las proposiciones
A) Falso:
La temperatura es una propiedad intensiva de la materia por que no depende de la cantidad de materia.
B) Falso:
El volumen es una propiedad ex-tensiva de la materia por que de-pende de la cantidad de materia.
C) Verdadero:
Al freir un huevo existe un cambio químico.
D) Falso:
La erosión es el deterioro de la su-perficie por fricción del viento y las lluvias, siendo asi un cambio físico.
E) Falso:
La dilución es un cambio físico.
Respuesta: C) Al freír un huevo, en
aceite caliente, ocurre un cambio químico.
ESTRUCTURA ATÓMICA
ACTUAL
QUÍMICA
I.
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
A. En el núcleo
Se encuentran los nucleones positivos (protones) y nucleones neutros (neutrones), el núcleo posee carga positiva y concentra el 99,99% de la masa del átomo, pero su diámetro es diez mil veces menor que el del átomo.
B. En la zona extranuclear
Se encuentran los electrones; la envoltura electrónica posee carga negativa y ocupa el 99,9% del volumen del átomo, su diámetro es aproximadamente 104 veces mayor que el núcleo.
Los corpúsculos o partículas fundamentales del átomo son: • Protones (p+).
• Neutrones (n). • Electrones (e–).
Llamadas así porque con ellas se comprenden la mayoría de los fenómenos atómicos e intraatómicos.
C. Características de los corpúsculos subatómicos
II. NÚCLEO ATÓMICO (NÚCLIDO)
A. Número Atómico (Z)
Carga nuclear, identifica a los átomos de un ele-mento.
Z# p
Para un átomo neutro: #p# ez
B. Número de masa (A)
Es el número de nucleones fundamentales. Azn
III. CORPÚSCULOS ELEMENTALES
Son aquellas partículas que no se dividen en otras. • Los Quarks.• Los Leptones.
ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL
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En 1990 los físicos norteamericanos Fridman, Kendal y el canadiense Taylor establecieron que los "Quarks" son las mínimas expresiones de materia hasta ahora en-contrados.
A. Un protón
B. Un neutrón
C. Partículas subatómicas
En la actualidad se conocen la existencia de más de 232 partículas subatómicas, de las cuales men-cionaremos algunas.
1. Fotón
No tiene Quark (masa en reposo es cero). 2. Leptones
Son partículas de masa muy pequeña, estas son: Electrón (e–)
Neutrino ( 0, t, u)
• t TAUÓN • u MUÓN 3. Hadrones
Son partículas constituidas por Quarks, se agru-pan en:
• Mesones, son partículas de masa ligera y están constituidas por un Quark y un anti-quark (q q) así tenemos:
PIÓN (+;; °) MESON KAÓN (K)
• Bariones, son partículas pesadas y están constituídas por tres Quarks, así tenemos: Protón (p+) Alfa ( ) Neutrón (n) Sigma ( ) Lambda ( ) Omega ()
C. Representación de un núclido
E
A zE
A z x±E
A z x±E
A z x+ CatiónE
A z x–Átomo neutro Ión
• E = Símbolo químico del átomo del elemento químico.
• X = carga iónica del átomo.
D. Especies atómicas
Se llaman así al conjunto de núclidos que poseen igual número de nucleones positivos o neutros, de-pendiendo ello de su naturaleza.
Especies Ejemplo Isótopos (Hílidos) Isóbaro Isótonos Z A n
Cl
35 17Cl
37 17Cd
114 48In
114 49K
39 19Ca
40 20 Físicas Químicas Algunas Físicas Químicas Físicas Químicas Exigimos más!
ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL1. Isótopos del hidrógeno
Catión
Problema 1
El número de masa de un elemento es 238 y su número atómico es 92. El número de protones que existe en el núcleo de este elemento es:
UNI 70 UNI 2010-I A) 238 B) 92 C) 146 D) 330 E) Faltan datos Resolución: Definición:
El número atómico (Z) nos indica la cantidad de protones que existe en el núcleo del átomo.
Z
92
# p
92
Respuesta: B) 92
Problema 2
De las siguientes configuraciones electrónicas indique la incorrecta:
UNI 84 UNI 2010-I A) F– (Z = 9) 1s22s22p6 B) C (Z 17)1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p2 2 6 2 2x 2y 1z C) Ca (Z = 20) 1s22s22p63s23p64s2 D) Ar (Z = 18) 1s22s22p63s23p6 E) 2 2 6 2 6 2 10 2 2 1 x y z Br(Z 35)1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 4p 4p Resolución: El 1 17C posee 18 1 2 2 6 2 6 17 2 2 6 2 2 2 2 x y z C 1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p Respuesta: B) – 2 2 6 2 2 2 1 x y C(Z17)1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p
problemas
resueltos
Problema 3El cloro natural tiene número atómico 17 y su masa atómica 35,5. ¿Cuántos protones tiene en su núcleo?
UNI 84 UNI 2010-I A) 7 B) 17 C) 18,5 D) 23 E) 35,3 Resolución:
Definición: El número atómico (Z) nos indica la cantidad de protones. Z = #p+ = 17
#p = 17
NÚMEROS CUÁNTICOS
QUÍMICA
En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación, ahora conocida como la ecuación de onda de Schrödinger, que invo-lucra los comportamientos tanto ondulatorios como de par-tícula del electrón. El trabajo de Schrödinger inició una nueva forma de tratar las partículas subatómicas conocida como mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. La solución com-pleta de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hi-drógeno produce un conjunto de funciones de onda que se denominan orbitales, los cuales quedan definidos por un conjunto de tres números cuánticos.
• El número cuántico principal. • El número cuántico azimutal. • El número cuántico magnético.
En 1928, Paul Dirac, reformuló la mecánica cuántica del elec-trón para tener en cuenta los efectos de la relatividad. Esto dio lugar a la aparición de un cuarto número cuántico: El número cuántico espín.
I.
ESTUDIO DE LA CORTEZA ATÓMICA
A. Orbital
Región Espacio Energético Máxima Probabilidad Espínorbital lleno o saturado.
orbital semilleno o semisaturado.
orbital vacío.
B. Subnivel o subcapa de energía
Está formado por orbitales, su designación depende del efecto espectroscópico provocado por un átomo excitado.
Principio de la máxima multiplicidad por Hund Para ubicar los electrones en los orbitales de un subnivel, se va dejando un electrón en cada orbital y si todavía sobran electrones, entonces se aparea cada e.
C. Nivel o capa energía (n)
Está formado por subniveles: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, . . . Capa = K, L, M, N, O, P, Q, . . . 2 maxe(nivel)
# 2n
II. NÚMEROS CUÁNTICOS
A. Número cuántico principal (n)
Indica el tamaño del orbital; para el electrón indica el nivel de energía.
n1, 2, 3, 4... Ejemplo
Observamos que el tamaño de: 3 S > 2 S > 1 s
NÚMEROS CUÁNTICOS
B. Número cuántico secundario azimutal o de
mo-mento angular (l)
Indica la forma del orbital; para el electrón nos indica el subnivel donde se encuentra.
0, 1, 2, ....(n 1) = 0 s = 1 p = 2 d = 3 f
C. Número cuántico magnético (ml)
Indica la orientación que tiene el orbital en el espacio. m ;...; 0;...
D. Número cuántico espin o giro (ms)
Indica la rotación del electrón alrededor de su eje magnético.
m =
s
+1/ m =-2
s
1/2 Ejemplo:Los N.C. del último electrón del subnivel 6d7. •
1
2 n6 2 m 1 m
s
(6, 2, –1, –1/2)Principio de exclusión de Pauli
En un mismo átomo jamás pueden existir 2 e con los 4 N.C. iguales por lo menos se diferencian en su espín.
Ejemplo:
4Be 1S 2S2 2 2S Observemos
NÚMEROS CUÁNTICOS
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III. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas.Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales (Principio de Construcción), principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.
1. Principio de construcción progresiva o
aufbau
Aufbau es una palabra en alemán que significa «construcción progresiva»; utilizaremos este principio para asignar las configuraciones electrónicas a los elementos es decir el orden energético creciente como se colocan los electrones en el átomo. Entonces para distribuir a los electrones alrededor del núcleo en un áto mo multielectrónico, considerando para esto la energía relativa creciente (ER = n + ), los electrones van ocupando los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció en forma experimental, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamentalo basal. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado. Los electrones que se sitúan en la capa electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de valencia.
2. Regla de Moller o regla del serrucho
Es el método utilizado para hacer una configuración electrónica. Consiste en ordenar a los electrones de un sistema atómico de acuerdo al principio de formación de AUFBAU (construcción) es decir de menor a mayor energía.
Se debe observar que en este ordenamiento energético hay electrones que se encuentran mas cerca al núcleo pero que tienen mayor energía que electrones mas alejados del núcleo, por lo tanto la configuración electrónica no indica en muchos casos el alejamiento del electrón respecto del núcleo.
Nivel 1 2 3 4 5 6 7 ... K L M N O P ... S U B N I V E L N° de e– por nivel (préctico) 2 8 18 32 32 18 8 Q 92 92 92 92 92 92 92 p6 p6 p6 p6 p6 p6 d10 d10 d10 d10 f14 f14
MÉTODO PRÁCTICO
El orden creciente de energía de los subniveles se puede hacer considerando la primera letra de las siguientes palabras: si sopa sopa se da pensión se da pensión se fue de paseo se fue de paseo
Observar que:
Subnivel nivel donde comienza
s 1
p 2
d 3
f 4
Entonces, se coloca los niveles para cada subnivel de izquierda a derecha de forma correlativa
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
Ejemplos
Hacer la configuracion de un element cuyo Z=15: Primero se coloca los subniveles siguiendo la nemotecnia:
s s p s p s d p Luego se colocan los niveles:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Finalmente se colocan los electrones en cada subnivel hasta completar los 15 que indica el Z, los subniveles que sobran se eliminan. Z=15: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Otros ejemplos: Z= 26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Z= 37: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Configuración de Lewis
Al efectuar la configuración electrónica de Lewis se debe elegir el gas noble cuyo número atómico sea menor pero más cercano al número atómico del átomo del cual se va a efectuar su configuración electrónica
NÚMEROS CUÁNTICOS
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Nivel del Config. del Config. que sique algas nobel gas noble gas noble
1er [ 2He] 2s 2p 2do [ 10Ne] 3s 3p 3er [ 18Ar] 4s 3d 4p 4to [ 36Kr] 5s 4d 5p 5to [ 54Xe] 6s 4f 5d 6p 6to [ 86Rn] 7s 5f 6d 7p Ejemplos Z= 46: ... Z= 110: ... OBSERVACIÓN:
Los subniveles que presentan todos sus orbitales llenos son estables y también aquellos que tienen todos sus orbitales semillenos. Una combinación de orbitales llenos y semillenos o semillenos y vacíos son inestables.
Configuración de iones
Para hacer la configuración de un ion se recomienda primero hacer la configuración del átomo neutro y luego se quita o agrega electrones del ultimo nivel.
Ejemplo:
Hacer la configuración del 21Sc 2+:
Primero se hace la configuración del átomo neutro:
21Sc: [Ar] 4s 2 3d6
Como pierde 2 electrones, estos salen del máximo nivel, es decir del 4s, entonces:
21Sc2+: [Ar] 4s0 3d6, o también [Ar] 3d6 Especies isoelectrónicas
Dos o más especies serán isoelectrónicas si tienen igual configuración electrónica y también igual cantidad de electrones. 19K: [Ar] 4s 1 21Sc2+: [Ar] 4s2 3d1 Þ [Ar] 4s0 3d1 22Ti 3+: [Ar] 4s2 3d2 Þ [Ar] 4s0 3d1 Como el 21Sc2+ y el
22Ti3+, tienen igual configuración electrónica, entonces son isoelectrónicos
Átomos paramagnéticos
Una sustancia es paramagnética si es débilmente atraído por un campo magnético. Esto se debe a la presencia de electrones desapareados
Ejemplo:
13Al: [Ne] 3s
2 3p3, tiene 1 electrón desapareado
23V: [Ar] 4s
2 3d3, tiene 3 electrones desapareados Observación:
El átomo con mayor número de electrones desapareados será más paramagnético, entonces el Vanadio es más paramagnético que el Aluminio.
Átomos diamagnéticos
Una sustancia es diamagnética si es débilmente rechazada por un campo magnético. Esta propiedad se presenta generalmente cuando todos los electrones están apareados. Ejemplo:
20Ca: [Ar] 4s 2
Configuración en estado basal o fundamental
Es la configuración que se hace en base al principio de construcción progresiva.
Ejemplo
11Na: 1s
2 2s2 2p6 3s1 Configuración en estado excitado
Cuando un átomo absorbe energía, uno o más electrones del último nivel pasan a niveles superiores, quedando el átomo con mayor energía, entonces tendrá en este momento una estructura en estado excitado y por lo tanto será inestable.
Ejemplo:
11Na: 1s
2 2s2 2p6 4s1
Observe que el electrón del 4s debió primero colocarse en el 3s, este electrón absorbió energía colocándose en este subnivel, entonces la configuración está en estado excitado quedando inestable.
Anomalías en la configuración para átomos neutros 1. Algunos el ementos no pueden t erminar su
configuración electrónica en d4 o d9, esto se debe a que siendo d5 y d10 las dos formas más estables del subnivel «d», el átomo, y como todo en el universo, busca ser estable, es decir tener mínima energía y consigue estas formas más estables liberando energía, para esto pasa un electrón del ns al (n-1)d, con lo cual está pasando 1 electrón de un nivel más alejado hacia un nivel más cercano al núcleo, liberando energía en este tránsito.
NÚMEROS CUÁNTICOS
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Inestable estable ns2(n – 1)d4 pasa 1 e– ns1(n – 1)d5 ns2(n – 1)d9 pasa 1 e– ns1(n – 1)d10 Ejemplo: Inestable estable 24Cr: [Ar] 4s23d4 [Ar] 4s13d5 47Ag: [Kr] 4s23d9 [Kr] 4s13d10 Hay algunos elementos pueden terminar en d4 o d9:41Nb: [Kr] 5s1 4d4 74W: [Xe] 6s2 4f14 5d4 78Pt: [Xe] 6s1 4f14 5d9
Observación:
Para los iones no se aplica estas anomalías Ejemplo: hacer la configuración del 24Cr2+:
Primero hacemos la configuración del átomo neutro: [Ar] 4s23d4
Luego estabilizamos: 24Cr: [Ar] 4s13d5
Finalmente sacamos los electrones del máximo nivel: 24Cr2+: [Ar] 4s03d4
1. Hay otras anomalías como:
Según el principio Realmente es: de construcción
a)44Ru: [Kr] 5s2 4d6 [Kr] 5s1 4d7 b)45Rh: [Kr] 5s2 4d7 [Kr] 5s1 4d8 c)46Pd: [Kr] 5s2 4d8 [Kr] 4d10
2. Hay algunos elementos que primero colocan 1 electrón el subnivel «d» de un nivel antes de colocar electrones en el subnivel «f» del anterior nivel.
Según el principio Realmente es: de construcción [Xe] 6s2 5d1 57La: [Xe] 6s2 4f1 [Xe] 6s2 4f1 5d1 58Ce: [Xe] 6s2 4f2 Problema 1
¿Qué puede afirmarse acerca del es-tado fundamental o basal del ión V3+?
UNI 2011-I
A) Hay 1 electrón no apareado por lo que el ión es paramagnético. B) Hay 3 electrones no apareados por
lo que el ión es diamagnético. C) Hay 2 electrones ni apareados por
lo que el ión es paramagnético. D) Hay 5 electrones apareados por lo
que el ión es diamagnético. E) Hay 5 electrones no apareados por
lo que el ión es paramagnético.
Resolución:
Análisis de los datos o gráficos Se tiene el ión 23V3+ el cual se esta-blece su C.E. en su estado basal.
Operación del problema
2 3 23V : Ar 4s 3dConclusión y respuesta Especie paramagnética
De las alternativas la clave C es la que cumple.
Respuesta: C) Hay 2 electrones ni
apareados por lo que el ión es paramagnético
Problema 2
¿Cuáles de las siguientes especies quí-micas son paramagnéticas?
I. 40Zr4 II. 37Rb III. 32Ge4 UNI 2011-II A) I y III B) II y III C) Solo I D) Solo II E) Solo III Resolución: Ubicación de incógnita Paramagnetismo y diamagnetismo
Análisis de los datos o gráficos Las especies paramagnéticas tienen electrones desapareados y las diamag-néticas no tienen electrones desapa-reados, entonces de lo que se pide hay que determinar que especies tie-nen electrones desapareados.
Operación del problema
I.
2 2 4 40Zr : Kr 5s 4p 40Zr : Kr Diamagnético II. 37Rb : Kr 5s
1Paramagnético III.
2 10 2 4 32 32 10 Ge : Ar 4s 3d 4p Ge : Ar 3d Diamagnético Conclusiones y respuesta Solo el 37Rb es paramagnético. Respuesta: D) Solo II Problema 3La configuración electrónica del 58Ce3 es: UNI 2011-II A) [Xe] 5s2 B) [Xe] 6s1 C) [Xe] 5d1 D) [Xe] 4f1 E) [Xe] 5p1
problemas
resueltos
NÚMEROS CUÁNTICOS
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Resolución:
Ubicación de incógnita
Del tema de configuración electrónica
Análisis de los datos o gráficos
2 1 158Ce : Xe 6s 4f 5d
Operación del problema
Luego al perder 3es, estos salen del último nivel, entonces queda:
3 1
58Ce : Xe 4f
Conclusión y respuesta
En esta configuración del Ce se debe colocar primero un electrón en el
subnivel "d" y luego se va completan-do el subnivel "f"; la respuesta es: Método práctico
TABLA PERIÓDICA
QUÍMICA
de propiedades semejantes quedaban ubicadas en la misma línea vertical efectivamente los elementos de las triadas de Dobereiner se hallaban en dichas líneas. Su representación no atrajo mucho la atención de los científicos contemporáneos.
IV.LEY DE OCTAVAS DE JOHN ALEXANDER
REYNA NEWLANDS (1864)
Este inglés (1837–1898); a los 62 elementos descubiertos los clasificó en orden creciente a su peso atómico y en grupo de siete en siete, tal que el octavo elemento, a partir de uno dado, era una especie de repetición del primero, como la nota ocho de una escala musical (Ley de Octavas). Ejemplo: H 1 F 8 Cl 15 Co; Ni 22 Br 29 Pd 36 f 43 Pl; Ir 50 Li 2 Na 9 K 18 Cu 23 Rb 30 Ag 37 Ca 44 Ti 51 Be (3) Mg 10 Ca 17 Zn 24 Sr 31 Cd 38 Ba; V 45 Pb 52 B (4) Al 11 Cr 18 Y 25 Ce; La 32 In 39 Ta 46 Th 53 C 5 Si 12 T 19 In 26 Zr 33 Sn 40 W 47 Hg 54 l N 6 P 13 Mn 20 As 27 Di; Mo 34 Sb 41 Nb 48 Bi 55 Q 7 S 14 Fe 21 Se 28 Ro; Ru 35 Te 42 Au 49 Ce 56 1 2 3 4 5 6 7 8 GRUPO
I.
HIPÓTESIS DE PROUT (1815)
Un punto clave para iniciar la clasificación periódica de los elementos lo constituyó la determinación de sus pesos atómicos, el primer intento lo hizo Prout quien propuso que los pesos atómicos de todos los átomos eran múl-tiplos enteros y sencillos del peso atómico del hidrógeno, ya que este era la materia fundamental a partir del cual se constituyen todos los demás elementos.
II. TRIADAS DE JOHAN W. DOBEREINER
(1829)
Luego de identificar algunos elementos con propiedades parecidas, este alemán (1780-1849) colocó los elementos con comportamiento similar en grupos de tres en tres y observó que el peso atómico del elemento intermedio era aproximadamente, el promedio de los extremos.
Ejemplo: Elemento (P.A.)
III.HÉLICE TELÚRICO DE ALEXANDER
BE-GUYER DE CHANCOURTOIS (1862)
El geólogo francés (1819–1886) colocó los elementos en orden creciente a su peso atómico; en un línea en-rollada helicoidalmente a un cilindro, e hizo notar que losTABLA PERIÓDICA
V. LA CURVA DE JULIUS LOTHAR MEYER (1869)
En su libro "Modernas Teorías de la Química" el alemán Meyer (1830-1895) se basó en el estudio de los llamados volúmenes atómicos (volumen ocupado por un mol de átomos en una muestra sólida y líquida). Al componer estos con los pesos atómicos obtuvo la ahora famosa curva de Lothar Meyer:
A. Curva de Lothar Meyer
El volumen átomo de las ordenas se ha calculado dividiendo el peso atómico entre la densidad de una muestra sólida o líquida del elemento median-te el empleo de valores modernos.
B. Avances del gráfico
1. Los volúmenes atómicos máximos se alcanzan para los metales alcalinos.
2. Entre el Li y Na, así como entre Na y K, existen seis elementos, como indicó la Ley de Octavas de Newlands. Sin embargo entre Rb y Cs hay más de seis elementos, lo que explica la falla en el trabajo de Newlands.
3. Los sólidos con bajo punto de fusión, así como los elementos gaseosos (en condiciones ambientales) se encuentran en las partes ascendentes de su curva o en los máximos de esta.
4. Los elementos difíciles de fundir se presentan en los mínimos o en los parciales descendentes. 5. La curva también muestra la periodicidad de otras propiedades como volumen molar, punto de ebullición, fragilidad, etcétera.
VI.TABLA PERIÓDICA DE DIMITRI
IVANO-VICH MENDELEIEV (1872)
Al igual que Meyer, el Ruso Mendeleiev (1834–1907) or-denó a los 63 elementos descubiertos secuencial-mente de acuerdo al orden creciente de su peso atómico. Su "Tabla corta" está dividida en ocho columnas o gru-pos, tal que el orden de cada grupo indica la máxima valencia del elemento, para formar óxidos o hidruros. Así mismo su tabla está conformado por 12 filas o se-ries formando parte a su vez de 7 periodos; de la si-guiente manera.
TABLA PERIÓDICA
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A. Ventajas de su tabla corta
1. En su tabla dejó espacios vacíos para los elementos que todavía no se descubrían (44, 68, 72, etcétera) prediciendo con exactitud apreciable, las propiedades y químicas de los mismos. 2. A dichos elementos no descubrimientos los
bautizó con un nombre.
Ejemplo:
donde: Eka: primero o después de Dvi: segundo
3. Los elementos de un mismo grupo coinciden en sus propiedades químicas, como en la valencia para formar óxidos o hidruros.
B. Desventajas de su tabla corta
1. El hidrógeno no tiene posición definida. 2. No hay una clara forma de separar a los metales
y no metales.
3. Su principal error fue ordenar a los elementos en orden creciente a sus pesos atómicos; en dicha clasificación hay algunos elementos con el Te y Co, que poseen peso atómico, mayor que el que sucede.
VII.TABLA PERIÓDICA ACTUAL O MODERNA
En 1914 el inglés Henry Moseley descubre el número atómico de cada elemento con su experimento del espectro de rayos X postulando la siguiente ley periódica. Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de su número atómico. Años más tarde Werner crea una tabla periódica larga al agrupar a los elementos en orden creciente y sucesivo y al número atómico, la que es considerada hasta hoy como la Tabla Periódica Moderna (TPM). La TPM está formada por 18 columnas agrupadas en dos grandes familias A y B donde cada familia consta de 8 grupos. El orden de cada grupo (en la familia A y B) nos indica la cantidad de electrones de la última capa (e de valencia).La TPM está formada por 7 filas o 7 periodos, el orden de cada periodo nos indica la última capa o números de capas del elemento.
En la parte inferior de la TPM colocado en forma perpen-dicular al grupo 3B se encuentran los lantánidos y actínidos, llamados también tierras raras, en dicho blo-que empiezan los elementos derivados del Uranio (Transuránidos).
Representaciones (grupo principal)
Código de colores de los elementos a temperatura y presión normales. Gas Líquido Sólido No aparecen en la naturaleza 3 IIIB 4 IVB 5 VB 6 VIB 7 VIIB 8 11 IB 12 IIB 13 IIIA 14 IVA 1 IA 2 IIA 1 H 1,0079 3 Li 6,941 11 Na 22,990 19 K 39,098 37 Rb 85,468 55 Cs 132,905 87 Fr 223 Be 9,012 4 12 Mg 24,305 20 Ca 40,078 38 Sr 87,62 56 Ba 137,327 88 Ra 226,025 21 Sc 44,956 39 Y 88,906 57 La 138,906 89 Ac 227,028 22 Ti 47,88 40 Zr 91,224 72 Hf 178,49 104 Rf 261 23 V 50,942 41 Nb 92,906 73 Ta 180,948 105 Db 262 24 Cr 51,996 42 Mo 95,94 74 W 183,84 106 Sg 263 25 Mn 54,938 43 Tc 98 75 Re 186,207 26 Fe 55,845 44 Ru 101,07 76 Os 190,23 108 Hs 265 107 Bh 262 9 27 Co 58,933 45 Rh 102,906 77 Ir 192,22 109 Mt 266 VIIIB 10 28 Ni 58,69 46 Pd 106,42 78 Pt 195,08 110 Uun 269 29 Cu 63,546 47 Ag 107,868 79 Au 196,967 111 Uun 272 30 Zn 65,39 48 Cd 112,411 80 Hg 200,59 112 Uub 277 5 B 10,811 13 Al 26,982 31 Ga 69,723 49 In 114,82 81 Tl 204,383 6 C 12,011 14 Si 28,086 32 Ge 72,61 50 Sn 118,71 82 Pb 207,2 114 15 VA 7 N 14,007 15 P 30,974 33 As 51 Sb 121,76 83 Bi 16 VIA 17 VIIA 74,922 208,980 8 O 15,999 16 S 32,066 34 Se 78,96 52 Te 127,60 84 Po 209 9 F 18,998 17 Cl 35,453 35 Br 79,904 53 I 126,905 85 At 210 10 Ne 20,180 18 Ar 39,948 36 Kr 83,8 54 Xe 131,29 86 Rn 222 18 VIIIA 58 Ce 140,115 59 Pr 140,908 60 Nd 144,24 61 Pm 145 62 Sm 150,36 63 Eu 151,964 64 Gd 157,25 65 Tb 158,925 97 Bk 247 66 Dy 162,5 98 Cf 251 67 Ho 164,93 99 Es 252 68 Er 167,26 100 Fm 257 69 Tm 168,934 101 Md 258 70 Yb 173,04 102 No 259 71 Lu 174,967 90 Th 232,038 91 Pa 231,036 92 U 238,029 93 Np 237,048 94 Pu 244 95 Am 243 96 Cm 247 103 Lr 262 1 2 3 4 5 6 7 Lantánidos (tierras raras) Actínios Metales de transición Representativas 2 He 4,003
TABLA PERIÓDICA
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En la TPM se pueden observar solo 90 elementos naturalesdesde el 1H hasta el 92U, en cambio los elementos 43Tc, 61Pm y del 93Np en adelante son artificiales.
Obtenidos mediante transmutaciones nucleares, a partir del uranio razón por la que son llamadas elementos transuránidos.
La TPM también se puede clasificar en 4 grandes bloques de acuerdo al subnivel donde termina su configuración electrónica ellos son:
• Bloque "s" y Bloque "p"
Pertenecen a la familia "A" llamadas elementos típicos o representativos porque la última capa está incompleta de electrones (del 1A al 7A excepto el 8A).
• Bloque "d" pertenece a la familia "B"
Contiene a los metales de transición, debido a que su penúltima y última capa están incompletas de electrones.
Del 3B al 1B excepto el 2B).
• Bloque "f" pertenece a la familia "B"
Contiene a los metales de transición interna, debido a que su antepenúltima; penúltima y última capa no están llenas de electrones. Todos los del bloque "f", excepto: (n – 2)f14.
Ejemplo:
A. Leyenda de la TPM
1. Metales, no metales y metaloides
TABLA PERIÓDICA
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2. Metaloides o semimetales
Son elementos que poseen propiedades físicas y químicas intermedias entre metales y no metales; se encuentran justamente en la frontera donde se unen metales y no metales, llamados también semi metálicos.
Los metaloides son semiconductores del calor y la electricidad; su aplicación en el mundo entero se da en los transitores, como una materia prima de amplificadores y material de control eléctrico. Nótese que el silicio, germanio y el boro son típicamente no metálicos, pero él es un semiconductor electrónico a temperatura ambiente, el diamante no es; el grafito sí. El comportamiento químico a lo largo de estos elementos reflejan el cambio gradual de metálicos a no metálicos, de comportamiento iónico a comportamiento covalente.
B. Familias o grupos
Son los elementos que se comportan en forma se-mejante, y forman las columnas en la tabla periódi-ca. El último sistema aprobado por la IUPAC es del 1 al 18, antiguamente llevaban los números roma-nos, hoy día se utiliza los números arábigos, así la familia del carbono es el grupo 4A.
1. Grupos familia "A"
1A: Metales alcalinos (sin hidrógeno): ns1 2A: Metales alcalinos térreos: ns2 3A: Boroides o térreos: ns2 np1 4A: Carbonoides: ns2 np2 5A: Nitrogenoides: ns2 np3
6A: Anfígenos o calcógenos: ns2 np4 7A: Halógenos: ns2 np5
8A: Gases nobles o raros: ns2 np6
2. Grupos familia "B"
1B: Grupo del Cobre: ns2 (n–1)d9 2B: Grupo del Zinc: ns2 (n–1)d10
3B: Grupo del Escandio (Subgrupo del La y Ac) 4B: Grupo del Titanio: ns2 (n–1)d2
5B: Grupo del Vanadio: ns2 (n–1)d3 6B: Grupo del Cromo: ns2 (n–1)d4
7B: Grupo del Manganeso: ns2 (n–1)d5 8B: Grupo de las Triadas: ns2 (n–1)d6,7,8
3. Analizando los periodos (P) P.1: contiene 2 elementos P.2: contiene 8 elementos P.3: contiene 8 elementos P.4: contiene 18 elementos P.5: contiene 18 elementos P.6: contiene 32 elementos P.7: contiene 29 elementos Total 115 elementos
C. Estado físico de los elementos
Gases: H2, N2, O2, F2, Cl2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Líquidos: Br, Hg.
Sólidos: todos los demás.
1. Características de los elementos metálicos • Se encuentran hacia la izquierda de la T.P.M. • Poseen brillo metálico (lustroso y reluciente). • Existen en estado sólido (excepto el Hg).
El (Cs, Fr, Ga) son líquidos a T > 30 °C. • Conducen con facilidad la corriente eléctrica y
el calor.
• Tiene pocos electrones en su capa de valencia. • En las reacciones químicas ceden electrones
y se cargan positivamente (cationes). • Son de consistencia tenaces; tiene punto de
fusión variables.
• No se combinan, entre sí.
• Son maleables (forman láminas y ductibles (for-man hilos).
2. Características de los elementos no metálicos • Se encuentran hacia la derecha de la T.P.M. • No conducen o conducen muy poco la corriente
eléctrica y el calor excepto: Selenio, Grafito, (Carbono).
• Sus átomos se unen entre sí compartiendo electrones.
• Son menos densos que los metales. • Poseen más de 4 electrones de valencia. • Cuando se unen con metales captan electrones
quedando cargados negativamente (aniones). • Tienen alto potencial de ionización.
• Son sólidos, líquidos; o gases (diatómicos y mo-noatómicos).
• Quebradizos en estado sólidos. • No son ductiles ni maleables.
TABLA PERIÓDICA
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Problema 1
Cierto elemento tiene 5 electrones en el último nivel y pertenece al 3.er perio-do del sistema periódico, diga ud. ¿Cuál es su número atómico? UNI 83 - II Nivel fácil A) 10 B) 12 C) 14 D) 15 E) 19 Resolución:
Se trata de un elemento representativo del bloque "p". Haciendo la distribución electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 El número atómico sera 15.
Respuesta: D) 15
Problema 2
Tres ejemplos de elementos no metá-licos gaseoso son:
UNI 82 - II Nivel intermedio
A) Talio, Indio, Galio B) Xenón, Fluor, Neón C) Telurio, Yodo, Oxígeno D) Calcio, Escandio, Titanio E) Selenio, Bromo, Kriptón
Resolución:
El fluor, xenón y neón son elementos no metálicos que a condiciones ambien-tales se encuentran al estado gaseoso.
Respuesta: B) Xenón, Fluor, Neón
Problema 3
Indique Ud., ¿qué afirmación es correcta?
UNI 78 Nivel difícil
A) El cloro tiene poder decolorante por su acción oxidante.
B) El diamante se usa como electrodos en galvanoplastía en lugar de gra-fito, por su mayor dureza. C) Los iones sodio, calcio y potasio le
dan dureza al agua.
D) La máxima densidad del agua co-rresponde al hielo.
E) El SiO2 es un sólido volatil.
Resolución:
El cloro es un gas gran oxidante se uti-liza como decolorante en forma de hipo-clorito de sodio (NaC O ).
Respuesta: A)
problemas
resueltos
Ubicación de un elemento en la Tabla Periódica: Periodo:
a. Es el ordenamiento de los elementos en filas, tienen propiedades diferentes.
b. Los periodos indican el número de niveles de energía que tienen los átomos de los elementos
Número de Período = máximo nivel en la configuración Grupo:
Es el ordenamiento de los elementos en columnas. Generalmente tienen propiedades químicas semejantes. Elementos Representativos
Número del Grupo A Número de electrones máximo nivel
Ejemplos:
11Na: [Ne] 3s1 Periodo: 3 - Grupo: IA 17Cl : [Ne]3s23p5 Periodo: 3 - Grupo: VIIA Elementos de Transición
Número del Grupo B Número de electrones del máximo nivel + número de electrones del subnivel «d» incompleto
Observación: si la suma resulta 9 o 10, entonces el elemento pertenece al grupo VIIIB
Ejemplos:
22Ti: [Ar]4s23d2 Periodo: 4 - Grupo: IVB 29Cu: [Ar]4s13d10 Periodo: 4 - Grupo: IB
PROPIEDADES PERIÓDICAS
QUÍMICA
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN
ELE-MENTO
Son cualidades físicas o químicas que caracterizan un ele-mento, asemejándolos o diferenciándolos (ya sea en una columna o fila) con otros elementos, dentro de la T.P.M. Los más importantes son:
A.
Radio atómico (r
a)
En la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Puede ser de 2 clases:
• Radio metálico, es la mitad de la distancia entre los núcleos de átomos adyacentes en un metal sólido.
• Radio covalente, es la mitad de la distancia entre los núcleos de 2 átomos unidos en una molécula.
DESARROLLO
DEL TEMA
Ejemplo: D a(Na) d r 2 a(Cl) D r 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Periodo 1 1 H 78 2 He 128 2 3 Li 152 4 Be 112 5 B 88 6 C 77 7 N 74 8 O 66 9 F 64 10 Ne 3 11 Na 191 12 Mg 160 13 Al 143 14 Si 118 15 P 110 16 S 104 17 Cl 99 18 Ar 174 4 19 K 235 20 Ca 197 21 Sc 164 22 Ti 147 23 V 135 24 Cr 129 25 Mn 137 26 Fe 128 27 Co 125 28 Ni 125 29 Cu 128 30 Zn 137 31 Ga 153 32 Ge 122 33 As 121 34 Se 119 35 Br 114 36 Kr 5 37 Rb 250 38 Sr 215 39 Y 182 40 Zr 160 41 Nb 147 42 Mo 140 43 Tc 135 44 Ru 134 45 Rh 134 46 Pd 137 47 Ag 144 48 Cd 152 49 In 167 50 Sn 158 51 Sb 141 52 Te 137 53 I 133 54 Xe 218 6 55 Cs 272 56 Ba 224 57 * La 188 72 Hf 159 73 Ta 147 74 W 141 75 Re 137 76 Os 135 77 Ir 136 78 Pt 139 79 Au 144 80 Hg 155 81 Tl 171 82 Pb 175 83 Bi 182 84 Po 167 85 At 86 Rn 7 87 Fr 270 88 Ra 223 89 * Ac 188 104 Rf 150 105 Db 139 106 Sg 132 107 Bh 128 108 Hs 126 109 Mt 110 Uun 111 Uuu 112 Uub 113 Uut 114 Uuq 115 Uup 116 Uuh 117 Uus 118 Uuo Serie de Lantánidos 58 Ce 183 59 Pr 183 60 Nd 182 61 Pm 181 62 Sm 180 63 Eu 204 64 Gd 180 65 Tb 178 66 Dy 177 67 Ho 177 68 Er 176 69 Tm 175 70 Yb 194 71 Lu 172 Serie de Actínicos 90 Th 180 91 Pa 161 92 U 138 93 Np 131 94 Pu 151 95 Am 184 96 Cm 174 97 Bk 170 98 Cf 169 99 Es 203 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr
TABLA DE RADIOS ATÓMICOS
PROPIEDADES PERIÓDICAS Gráfica ra contra Z 03 02 01 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 1°periodo
periodo periodo periodo periodo periodo
2° 3° 4° 5° 6° R a d io A tó m ic o n m Número Atómico Z H Li F Na C k Br Elementos de Transición Rb I Elementos de Transición Cs At Elementos de Transición antanoides
B.
Radio iónico (r
i)
Es el radio de un catión o de un anión. Gráfica ra contra ri 0 10 20 30 40 50 60 250 200 150 100 50 K Rb Ca Na Li Li+ Na+ K+ Rb + Ca + 0 10 20 30 40 50 60 250 200 150 100 50 Cl F Br l Cl F Br l
PARA METALES ALCALINOS PARA HALÓGENOS
r (pm)a r (pm)i
Z Z
TABLA DE RADIOS IÓNICOS
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Periodo 1 1 H 1-154 2 He 2 3 Li1+ 58 4 Be2+ 27 5 B3+ 12 6 C 4-260 7 N 3-171 8 O 2-140 9 F 1-133 10 Ne 3 11 Na1+ 102 12 Mg2+ 72 13 Al3+ 53 14 Si4+ 26 15 P 3-212 16 S 2-184 17 Cl 1-181 18 Ar 4 19 K1+ 138 20 Ca2+ 100 21 Sc3+ 83 22 Ti4+ 69 23 V4+ 61 24 Cr2+ 84 25 Mn4+ 52 26 Fe3+ 67 27 Co2+ 82 28 Ni2+ 78 29 Cu1+ 96 30 Zn2+ 83 31 Ga3+ 62 32 Ge2+ 90 33 As 3-222 34 Se 2-198 35 Br 1-196 36 Kr1+ 169 5 37 Rb1+ 149 38 Sr2+ 116 39 Y3+ 106 40 Zr4+ 87 41 Nb4+ 74 42 Mo2+ 92 43 Tc4+ 72 44 Ru3+ 77 45 Rh2+ 86 46 Pd2+ 86 47 Ag1+ 113 48 Cd2+ 103 49 In3+ 72 50 Sn2+ 93 51 Sb 3-245 52 Te 2-221 53 I 1-220 54 Xe1+ 190 6 55 Cs1+ 170 56 Ba2+ 136 57 * La3+ 122 72 Hf4+ 84 73 Ta4+ 68 74 W4+ 68 75 Re4+ 72 76 Os3+ 81 77 Ir2+ 89 78 Pt2+ 85 79 Au1+ 137 80 Hg2+ 112 81 Tl3+ 88 82 Pb2+ 132 83 Bi3+ 96 84 Po 2-230 85 At 1-227 86 Rn 7 87 Fr1+ 180 88 Ra2+ 152 89 * Ac3+ 118 104 Rf4+ 67 105 Db4+ 68 106 Sg5+ 86 107 Bh5+ 83 108 Hs4+ 80 109 Mt3+ 83 110 Uun 111 Uuu 112 Uub 113 Uut 114 Uuq 115 Uup 116 Uuh 117 Uus 118 Uuo
Cambios de tamaño cuando el Li reacciona con el F para formar LiF.
Observaciones:
• Un átomo al perder más electrones, su radio será cada vez menor.
Serie de Lantánidos 58 Ce3+ 107 59 Pr3+ 106 60 Nd3+ 104 61 Pm3+ 106 62 Sm3+ 100 63 Eu3+ 98 64 Gd3+ 97 65 Tb3+ 93 66 Dy3+ 91 67 Ho3+ 89 68 Er3+ 89 69 Tm3+ 94 70 Yb3+ 86 71 Lu3+ 85 Serie de Actínidos 90 Th3+ 101 91 Pa3+ 113 92 U3+ 103 93 Np3+ 110 94 Pu3+ 108 95 Am3+ 107 96 Cm3+ 99 97 Bk3+ 98 98 Cf3+ 98 99 Es3+ 98 100 Fm3+ 91 101 Md3+ 90 102 No3+ 95 103 Lr3+ 88 Ejemplo: 2 (Na) (Na ) (Na )
r r r ...
• Un átomo al ganar más electrones, su radio será cada vez mayor.
Ejemplo:
3 2
(N) (N ) (N ) (N ) r r r r
PROPIEDADES PERIÓDICAS
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C.
Energía de ionización o potencial de ionización
(EI o PI)
Es la mínima energía que debe ganar un átomo aislado gaseoso (neutral o iónico) para perder un e– y transformarse, en un catión así podemos tener, 1a EI; 2a EI; 3a EI; etcétera. La EI se expresa en electrones Volt/átomo o kcal/mol o kj/mol.
Ejemplo: ra (g) (g) M 1 El 1e M o M(g)1raElM(g) 1e Ejemplo: • Na(g) 495, 9 kJ Na(g) 1e mol • Na(g) 4560 kJ Na(g) 1e mol • Na(g) 6900 kJ Na(g) mol
Para todo elemento:1a EI < 2a EI < ... 3a EI < ...
TABLA DE ENERGIAS POTENCIALES O DE IONIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Periodo 1 H 1312 He 2372.3 2 520.2 Li 899.5 Be 800.6 B 1086.5 C 1402.3 N 1313.9 O 1681.0 F 2080.7 Ne 3 495.8 Na 737.7 Mg 577.5 Al 786.5 Si 1011.8 P 999.6 S 1251.2 Cl 1520.6 Ar 4 K 418.8 Ca 589.8 Sc 633.1 Ti 658.8 V 650.9 Cr 652.9 Mn 717.3 Fe 762.5 Co 760.4 Ni 737.1 Cu 745.5 Zn 906.4 Ga 578.8 Ge 762 As 947.0 Se 941.0 Br 1139.9 Kr 1350.8 5 Rb 403.0 Sr 549.5 Y 600 Zr 640.1 Nb 652.1 Mo 684.3 Tc 702 Ru 710.2 Rh 719.7 Pd 804.4 Ag 731.0 Cd 867.8 In 558.3 Sn 708.6 Sb 834 Te 869.3 I 1008.4 Xe 1170.4 6 Cs 375.7 Ba 502.9 La 523.5 Hf 658.5 Ta 761 W 770 Re 760 Os 840 Ir 880 Pt 870 Au 890.1 Hg 1007.1 Tl 589.4 Pb 715.6 Bi 703 Po 812.1 At 920 Rn 1037 7 Fr 380 Ra 509.3 Ac Ku Ha Nt Gp Hr Wl Mv Pl Da Tf Eo Me Nc El On Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol Grafica 1a El contra Z Observaciones:
• Los gases nobles poseen la más alta EI. • En un grupo: a < Z < EI
• En un periodo : a > Z > EI
D.
Afinidad electrónica o electroafinidad (EA)
Es el cambio de energía cuando un átomo (aislado) gaseoso en el estado fundamental, gana un electrón para convertirse en anión. La EA es difícil de medir y no se conocen valores exactos de todos los elementos (algunos se calcularon teóricamente).(g) (g) (g) (g)
x eEAx ó x 1ex EA
La EA es negativa cuando se libera energía y cuando más negativa sea la EA, mayor será la tendencia del átomo a aceptar un e–.
Los metales alcalinos terreos y gases nobles no tienen tendencia a aceptar electrón por lo que su EA es positiva.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
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TABLA DE AFINIDADES ELECTRÓNICAS
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Periodo 1 H -73 He 21 2 Li -60 Be 19 B -27 C -122 N 7 O -141 F -328 Ne 29 3 Na -53 Mg 19 Al -43 Si -134 P -72 S -200 Cl -349 Ar 35 4 K -48 Ca 10 Sc -18 Ti -8 V -51 Cr -64 Mn Fe -16 Co -64 Ni -112 Cu -118 Zn 47 Ga -29 Ge -116 As -78 Se -195 Br -325 Kr 39 5 Rb -47 Sr Y -30 Zr -41 Nb -86 Mo -72 Tc -53 Ru -101 Rh -110 Pd -54 Ag -126 Cd 32 In -29 Sn -116 Sb -103 Te -190 I -295 Xe 41 6 Cs -45 Ba Lu Hf Ta -31 W -79 Re -14 Os -106 Ir -151 Pt -205 Au -223 Hg 61 Tl -20 Pb -35 Bi -91 Po -183 At -270 Rn 41
7 -44 Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol
Gráfica EA contra Z Observaciones
• Los halógenos liberan más energía que todos.
• En un grupo: a > Z Þ < EA
• En un período: a > Z Þ > EA
TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES DE LOS ELEMENTOS
Grupo
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
IA IIA
IIB
IVB
VB
VIB VIIB
VIIIB
IB
IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Período
1
H
2.1
He
2
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Ne
3
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
Ar
4
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.9
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Kr
5
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
2.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Xe
6
Cs
0.7
Ba
0.9
Lu
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.9
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Rn
7
Fr
0.7
Ra
0.7
Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Cn
Uut
Fl
Uup
Lv
Uus
Uuo
PROPIEDADES PERIÓDICAS
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E.
Electronegatividad (EN)
Es la habilidad (fuerza relativa) de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico; en un enlace químico, el átomo más electronegativo jalará con más fuerza a los electrones de un enlace. Linus Pauling desarrollo un método para hallar la EN de la mayoría de los elementos, ello lo podemos observar en la tabla de la siguiente página.
Gráfica EN contra Z
Observaciones sobre la EN
• Predice el tipo de enlace con bastante exactitud.
• Forman compuestos iónicos cuando son grandes diferentes de EN.
• El elemento menos EN cede su electrón (o electrones) al elemento más EN. • Los elementos con pequeñas diferencias de EN forman enlaces covalentes.
